Tema 5: El Enlace Químico (I): Enlace iónico

Tema 5: El Enlace Químico (I): Enlace
iónico
5.1 Tipos de enlace químico
Enlace iónico: entre elementos de electronegatividad muy
diferente (sólido iónico, cristal iónico)
5.1 Tipos de enlace químico
5.2 Naturaleza del enlace iónico
5.3 Estructuras cristalinas de los compuestos
iónicos
5.4 Energía del enlace iónico y energía de red
Metales con no metales
Transferencia de electrones
Enlace covalente: entre elementos de electronegatividad
parecida y ambos muy electronegativos (molécula → fórmula
molecular)
No metales entre sí
AJ2.1-3, PHH13.9, S13.2, C9.3
5.5 Propiedades generales de los compuestos
iónicos
Compartición
Enlace metálico: entre elementos de electronegatividad
parecida y ambos poco electronegativos
Metales entre sí
AJ6.20, S9
•En algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro
Teoría de Bandas
Valencia (de iones): carga del ión
formándose iones + y - que se atraen entre sí mediante fuerzas
electrostáticas dando lugar a un
ENLACE IÓNICO
Na
Cl
+
Na+
Cl
Cl
+Ca
+
Cl
Cl
-
Ca2+
Cl
-
-
(transferencia de e-)
Ca divalente positivo
Cl monovalente negativo
•En otros casos se comparten entre los átomos uno o más pares
de e- dando lugar a un
ENLACE COVALENTE H x +
Cl
H
x
Notación simplificada: Cl-Ca2+Cl-, o incluso CaCl2
Cl
(compartir e-)
El cloruro sódico, la combinación de un metal y un no metal
5.2 Naturaleza del enlace iónico
Se produce entre elementos muy electronegativos y
elementos muy poco electronegativos
Pérdida de electrones
Na
Ganancia de electrones
Cl
e-
[Ne] 3s1
[Ne] 3s2 3p5
Na+
Cl-
[Ne]
[Ne] 3s2 3p6
periodo
periodo
Muy poco
Muy
electronegativo
electronegativo
Sólido iónico
grupo
grupo
Cristalino
Frágil
Soluble en agua
1
5.3 Estructuras cristalinas de los
compuestos iónicos
NaCl
LiCl
…
La mayoría de los compuestos iónicos forman estructuras
cristalinas sólidas a temperatura ambiente
Que se dé una estructura cristalina u otra depende principalmente de
los tamaños relativos de los iones constituyentes del cristal
Tipo NaCl
ESTRUCTURAS PRINCIPALES
estequiometría AB
estequiometría AB2
Tipo CsCl
Tipo CaF2 (fluorita)
Tipo TiO2 (rutilo)
Tipo NaCl
Tipo ZnS
Tema 9
Tipo blenda de cinc (ZnS)
Tipo CsCl
Catión grande comparado con el anión, R(catión)/R(anión) > 0.732
(en este ejemplo incluso R(Cs+) > R(Cl-))
Tipo CaF2
Tipo TiO2
fluorita
rutilo
(Ca2+ en azul, F- en amarillo)
(Ti4+ en gris, O2- en rojo)
¡ Ca2+ más grande que F- !
2
5.4 Energía del enlace iónico y energía de red
La energía de un enlace iónico depende de:
1. La energía de ionización del metal
Tema 4
2. La afinidad electrónica del no metal
3. La energía de atomización de sus componentes
Ionización
Relaciona las cuatro
contribuciones anteriores con
la energía de formación del
compuesto iónico
Elementos
atomizados
∆H f = ∆H at + ∆H ( EI )
4. La energía (entalpía) de red
Diferencia de energía potencial
electrostática entre los iones infinitamente
separados y cuando están formando el
sólido cristalino
Iones gaseosos
Ciclo de Born-Haber
Atomización
de red]
Elementos
+ ∆H ( AE ) + ∆H L
estado estándar
Depende de los radios
-[Entalpía
iónicos, las cargas de
Por ser la energía (o la entalpía)
los iones y el tipo de
una función de estado
Formación]
Sólido iónico
estructura cristalina
E. de red
[Entalpía
1. Sublimación de 1 mol
de Na(s)
1. Na (s) → Na (g)
∆H1 = ∆Hsublimación = + 107 kJ
2. Disociación de 0,5
moles de Cl2 (g) en 1
mol de Cl (g)
2. ½ Cl2 (g) → Cl (g)
∆H2 = ½ energía de enlace Cl-Cl = +122 kJ
3. Na (g) → Na+ (g) + e-
∆H3 = 1ª energía de ionización = +496 kJ
3. Ionización de 1 mol
de Na (g) a Na+ (g)
4. Cl (g) + e- → Cl- (g)
∆H4 = -afinidad electrónica del Cl = -349 kJ
5. Na+ (g) + Cl- (g) → NaCl (s) ∆H5 = E. de Red del NaCl = ?
4. 1 mol de Cl (g) pasa
a Cl- (g) (captura de
1 mol de electrones)
neta:Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s)
5. Entalpía de red
∆Hf0 = - 411 kJ = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5
∆H5 = entalpía de red = (-411 – 107 – 122 – 496 + 349) kJ =
= - 787 kJ
Cargas de
los iones
Cálculo directo de la energía de red
VE = N A
e2 z A zB
A
4πε 0 d
Energía reticular
1. Compuestos con iones divalentes y trivalentes presentan, en
términos generales, energías de red o de cohesión más grandes
Ejemplo: punto de fusión del KI = 677ºC
Punto de fusión del CaO = 2590 ºC
Constante de
Madelung
Número de
Avogadro
Distancia
entre iones
Depende de la estructura
y simetría de la red
2.
Compuestos con iones más pequeños tienen, en términos
generales, energías de red o de cohesión más grandes
Ejemplo: punto de fusión del KBr = 1003ºC
Punto de fusión del KCl = 1049 ºC
Valores típicos de la constante de Madelung: 2
3
5.5 Propiedades generales de los compuestos iónicos
Disolución de compuestos iónicos
Sólidos a temperatura ambiente y con altos puntos de fusión
SOLIDO IÓNICO
DISOLUCIÓN IÓNICA
(materiales con energías de cohesión relativamente altos)
MX(s)
M+(aq) + X-(aq);
Frágiles
(la naturaleza del enlace los hace inestables frente a fuerzas
de cizalla)
V (r ) = −
q+ q−
4πε 0 r
más
atractivo
que
V (r ) = −
q + q−
4πεε 0 r
Mayormente solubles en agua y otros disolventes polares
Cte dieléctrica disolvente
Por ejemplo, para el agua ε = 78.5
4